Atoommodellen
1. Atoommodel van Democritus en Dalton: atomen als ondeelbare deeltjes
In het oude Griekenland speculeerden filosofen al over atomen. Eén van de grootste vragen was of materie eindeloos deelbaar was in kleinere deeltjes of niet. Bekende filosofen als Plato dachten van wel, Democritus was het daar niet mee eens.
Democritus stelde dat er oneindig veel atomen zijn die verschillen in eigenschappen zoals grootte, vorm en massa. Atomen in materie hadden verschillende vormen en posities, waardoor de grote verscheidenheid van materie in de natuur verklaard kon worden. Atomen konden niet vernietigd worden. De naam atoom die door Democritus is bedacht komt van het Griekse atomos, dat ondeelbaar betekent.
Vanaf de 17e eeuw begon de wetenschap zich te
ontwikkelen van alchemie naar chemie. Er werd van alles onderzocht, men begon verklaringen te bedenken voor de verschijnselen die men zag.
Rond 1800 waren er in Engeland nogal wat mensen die graag scheikundeproefjes uitvoerden. Voor de spullen die ze nodig hadden konden ze terecht bij John Dalton, zelf ook chemie-enthousiast.
Veel van Daltons klanten waren niet precies. Ze kochten allerlei spullen, mengden die en hoopten dan dat er iets leuks zou gebeuren. Maar anderen waren zorgvuldiger. Zij wisten dat stoffen in vaste massaverhoudingen met elkaar reageerden. Zij kwamen bij Dalton aan met heel
nauwkeurige boodschappenlijstjes waarop ze precies aangaven hoeveel ze van elke stof nodig hadden. Dalton moest dan alles precies afwegen en dat kostte hem veel tijd.
Daarom brak Dalton zich het hoofd over een handiger systeem. Hij probeerde zich voor te stellen wat er zou gebeuren als je alle maatscheppen steeds kleiner zou maken. Als je de hoeveelheid stof in elke maatschep steeds weer opnieuw zou halveren, waar zou je dan eindigen? Volgens Dalton zou in die steeds kleinere maatschepjes tenslotte nog maar één klein deeltje zitten dat niet meer gedeeld kan worden. Hij noemde dat een atoom, afgeleid van het griekse woord a-tomos dat niet-snijdbaar betekent. Elk element zou volgens Dalton zijn eigen type atoom hebben. De atoomtheorie was geboren.
De erfenis van Dalton is nog veel groter. Dalton dacht veel na over de boodschappenlijstjes en vroeg zich met name af waarom de verhouding tussen de aantallen maatscheppen van de ene en die van de andere stof altijd erg eenvoudig was. Vaak 1 op 1 (de verhouding die Dalton het liefst zag) of 2 op 1, of soms 2 op 3, maar altijd waren het mooie eenvoudige getallen. Daar moest iets eenvoudigs achter zitten!
John Dalton stelde dat er verschillende soorten stoffen zijn. Sommige stoffen bestaan uit één atoom (die noemen we nu atomaire stoffen). Andere stoffen bestaan uit meerdere atomen van hetzelfde soort (bv N2 of O2). En er zijn stoffen die bestaan uit meerdere aan elkaar gebonden atomen van verschillende atoomsoorten (bv SO2 of C2H5OH).
Stoffen die bestaan uit minimaal 2 atomen die aan elkaar vastzitten zijn noemen we moleculen. Zoals boven beschreven had Dalton al gevonden dat de verhouding van
verschillende atomen binnen moleculen altijd mooie eenvoudige getallen waren: 1 op1, of 1 op 2, of 2 op 3.
De bijdrage van John Dalton aan de wetenschap is zijn molecuultheorie. Hij veronderstelde dat moleculen uit nog kleinere deeltjes bestaan: de atomen. Er zijn ongeveer 100 soorten atomen. De atoomtheorie van Dalton heb je in klas 3 geleerd:
8. Een molecuul is opgebouwd uit nog kleinere deeltjes: de atomen 9. Atomen zijn onvernietigbaar
10. Alle atomen van één soort zijn altijd helemaal aan elkaar gelijk
11. Atomen van verschillende atoomsoorten kunnen met elkaar gecombineerd worden tot moleculen.
12. Een chemische reactie is een hergroepering van atomen tot nieuwe moleculen.
Dankzij de atoomtheorie van Dalton werden formules aan stoffen toegekend en heb je in klas 3 geleerd dat je een chemische reactie kunt voorstellen met een kloppende
reactievergelijking. Immers, een chemische reactie is een hergroepering van atomen tot nieuwe moleculen en atomen zijn niet te vernietigen.
Met Daltons theorie kun je beschrijven wat er gebeurt wanneer grijs ijzerpoeder met geel zwavelpoeder verandert tot een andere zwarte vaste stof. We geven de reactie tussen ijzerpoeder en zwavelpoeder als volgt weer (let op de vaste atoomverhoudingen):
2 Fe(s) + 3 S(s) Fe2S3(s)
Een andere verdienste van Dalton was dat hij een tabel heeft opgesteld met de massa van elk atoom ten opzichte van het waterstofatoom. Na een tijdje experimenteren kwam hij op het verstandige idee om uit te gaan van het lichtste element en daarbij een maatschep te nemen die precies één gram waterstof kon scheppen.
De figuur hiernaast laat de lijst zien die Dalton in 1803 opgestelde. Waterstof (Hydrogen in het Engels) is het lichtste element kreeg dus een maatschep van 1 gram. Dalton gebruikte nog geen letters voor de elementen zoals wij gewend zijn ( H voor waterstof, N voor stikstof ) maar cirkelsymbolen. Als je de getallen vergelijkt met die van de atoommassa’s uit Binas dan zul je zien dat de
nauwkeurigheid van de tabel van Dalton beter kan.
Opdracht 1:
• Wat is een element in de scheikunde?
• Wat is het verschil tussen een ontleedbare en een niet-ontleedbare stof? • Leg uit waarom we volgens Dalton een reactievergelijking kloppend
moeten maken.
Opdracht 2:
Rond 1860 werd ontdekt dat als materie wordt verhit in hoog vacuüm, deze materie straling van negatief geladen deeltjes uitzendt. Dit is de zogenaamde kathodestraling. Kun je met het atoommodel van Dalton verklaren dat materie straling uit kan zenden? Waarom wel/niet?
2. Atoommodel van Thomson
Rond 1860 werd ontdekt dat als materie wordt verhit in hoog vacuüm, deze materie straling uitzendt (zie opdracht 2). Dit is de zogenaamde kathodestraling. Sir J.J. Thomson wilde weten of deze straling bestond uit golven zoals licht, of dat het bestond uit deeltjes. Hij deed experimenten en ontdekte dat kathodestraling bestond uit zeer kleine negatief geladen deeltjes. Hij vond bij elk experiment dezelfde deeltjes (dus bij het verhitten van elk metaal, en bij elk gas in de vacuümbuis). Daarom concludeerde hij dat deze negatief geladen deeltjes wel onderdeel moesten zijn van elk atoom. Het negatief geladen deeltje werd elektron genoemd.
Omdat het atoom als geheel elektrisch neutraal is, moet er op één of andere manier ook wel positieve lading aanwezig zijn. Volgens Thomson was deze positieve lading egaal verdeeld over het gehele atoom. Hierbij zijn elektronen dusdanig geordend, dat ze zover mogelijk van elkaar verwijderd zijn. Waardoor de positieve lading werd veroorzaakt wist Thomson
overigens nog niet, dus zijn hypothese was erg gewaagd.
Zie Figuur 1 voor het atoommodel van Thomson. Zijn model wordt ook wel het
krentenbolmodel of plumpuddingmodel genoemd. Deze naam geven ze er aan omdat de elektronen ’als krenten in de pudding’ aanwezig zijn. Dit atoommodel stelt dat de elektronen verdeeld zijn in een ’zee’ van positieve lading. Het is een ruimtevullend model.
Figuur 1. Het krentenbolmodel, de elektronen zijn als zwarte bolletjes weergegeven, de positieve tegenlading als gele bol. In de (tetraëdrische) rangschikking zoals in het model beschreven. Op die manier zijn de elektronen zover mogelijk van elkaar verwijderd!
Opdracht 3:
• Leg uit waarom in het krentenbolmodel van Thomson de elektronen zover mogelijk van elkaar verwijderd zijn.
• Thomson koppelde negatieve lading aan deeltjes (de elektronen). Is in zijn model de positieve lading ook gekoppeld aan deeltjes?
3. Atoommodel van Rutherford/Chadwick
Ondertussen waren stoffen ontdekt die geheimzinnige straling afgaven. Straling die in staat was nog ingepakte fotografische platen te belichten. Deze straling, later radioactiviteit genoemd, wekte de interesse van Rutherford. Hij schoot alfa-deeltjes op allerlei vaste stoffen, zoals metaalfolie, om erachter te komen wat alfa-deeltjes voor structuur hadden. In 1909 kwamen Ernest Rutherford en Thomas Royds tot de ontdekking dat alfadeeltjes eigenlijk heliumkernen zijn. Uit andere experimenten bleek dat alfa-deeltjes positief geladen waren, en veel zwaarder waren dan de elektronen die door Thomson ontdekt waren.
Rutherford liet door een spleet α-deeltjes op een dun folie van goud vallen, zie Figuur 2. Hij plaatste een fluorescerend scherm rondom het folie om te bepalen waar de α-deeltjes terecht kwamen, en om vast te stellen hoe de alfa-deeltjes verstrooid werden.
Hoewel de meeste deeltjes in een rechte lijn door het folie gaan, werden enkele deeltjes afgebogen of kwamen zelfs helemaal terug. Rutherford was hierover zeer verbaasd: ‘It was
quite the most incredible event that has ever happened to me in my life. It was almost as incredible as if you fired a fifteen-inch shell at a piece of tissue paper and it came back and hit you.`
Opdracht 4:
Volgens het krentenbolmodel van Thomson hadden de α-deeltjes gewoon rechtdoor moeten gaan. Leg uit aan de hand van het model van Thomson waarom het
onverwacht is dat α-deeltjes worden afgebogen wanneer zij door metaalfolie heen gaan.
Opdracht 5:
We bekijken klassikaal de animatie van het experiment van Rutherford. Schrijf in eigen woorden op waarom de meeste alfa-deeltjes recht door het goud-folie gaan, en enkele worden afgebogen of zelfs geheel terugkomen.
Rutherford vroeg zich vervolgens af of alfa-deeltjes worden teruggekaatst door iets massiefs (vergelijk de botsing van twee biljartballen), of dat de deeltjes werden afgebogen door elektrostatische afstoting. Dat bleek afbuiging te zijn. Hij nam daarbij aan dat de elektronen zo klein zijn dat die geen invloed hebben op de afbuiging van de alfa-deeltjes.
Figuur 2: Rutherford’s experiment waarbij hij alfa-deeltjes afschoot op goudfolie en bekeek waar de deeltjes terecht kwamen
Figuur 4: 3-dimensionaal atoommodel van Rutherford. Figuur 3: Verstrooiing van alfa-deeltjes door goudfolie.
Naar aanleiding van zijn experimenten concludeerde Rutherford dat: • het atoom voor het grootste deel bestaat uit lege ruimte • het atoom een hele kleine massieve kern bevat
• die kern positief geladen is
Zijn atoommodel ziet er als volgt uit: Een atoom bestaat uit een kleine massieve kern die alle positieve lading bevat en een negatief geladen elektronenwolk op grote afstand van de kern. Elektronen cirkelen in banen rond de kern. Men gebruikt hiervoor wel de volgende
vergelijking: de kern als een knikker, dan zit de elektronenwolk de hoogte van Eifeltoren verderop (300 meter!). Thomson noemde de deeltjes in de kern met positieve lading:
protonen. Protonen zijn veel zwaarder dan elektronen.
Een aantal jaren later ontdekte James Chadwick het neutron: een ongeladen deeltje in de kern, dat ongeveer even zwaar is als een proton. Hiermee was de opbouw van de atoomkern ontrafeld: een atoomkern bestaat uit protonen én neutronen.
Bij het atoommodel van Rutherford/Chadwick moet je de volgende begrippen kennen: • Het atoomnummer (Z) geeft het aantal protonen aan
in een atoom. Z is ook gelijk aan het aantal elektronen van het atoom.
• Het atoomnummer Z bepaalt over welk element je het hebt.
• Het aantal neutronen in de kern is N. De verhouding N:Z neemt langzaam toe met oplopend atoomnummer Z.
• De massa van het atoom wordt bepaald door de kern (protonen en neutronen)
• Het massagetal is de som van het aantal neutronen en protonen = N + Z.
(de elektronen hebben zo’n kleine massa, die mogen we verwaarlozen)
• Protonen en neutronen mogen wij als even zwaar beschouwen
• Protonen hebben een lading van 1+ • Neutronen zijn ongeladen
• Elektronen hebben een lading van
1-• Sommige atomen hebben hetzelfde massagetal, maar een verschillend aantal neutronen. Dergelijke atomen worden isotopen genoemd.
Notatie
De atoomsoort chloor wordt ook wel als volgt weergegeven: 35Cl
17 . Het getal linksboven is het massagetal, het getal linksonder het atoomnummer.
Isotopen
Een mooi voorbeeld van een isotoop is koper. Het symbool van het atoom koper is Cu. Van dit atoom komen in de natuur 2 isotopen voor, te weten:
Linksboven het symbool staat het massagetal en linksonder van het symbool staat het atoomnummer. In Binas tabel 25 kun je de exacte atoommassa van de betreffende isotopen vinden. Als je goed kijkt in Binas tabel 25, dan zul je zien dat het linker isotoop 69,1% voorkomt in de natuur en het rechter isotoop 30,9%. Voor de goede orde, als eenheid gebruiken ze in deze tabel de atomaire massa-eenheid (u) i.p.v. de kilogram (kg). De atomaire massa-eenheid is ook te vinden in Binas tabel 7.
Echter, als je in Binas tabel 99 kijkt, dan vind je voor de atoommassa van Cu 63,55 u, waardoor is de atoommassa niet een geheel getal?
Stel je hebt 1000 koperatomen. Dan zijn er 691 met een massa van 62,93 u en 309 met een massa van 64,93 u. Opgeteld levert dat een massa van 4348,46 + 2006,34 = 6355 u.
Gemiddeld is dat dus, inderdaad, 63,55 u. We noemen deze atoommassa de relatieve atoommassa. In Binas tabel 99 worden de zogenaamde relatieve gemiddelde
atoommassa’s weergegeven.
Opgave 1
a) Beschrijf de bouw van een chlooratoom met massa 37 b) Beschrijf de bouw van het Sb-121 atoom.
c) Beschrijf de bouw van het 88Sr
38
Opgave 2
Wat veroorzaakt het verschil in atoombouw tussen de volgende twee isotopen: Ir-191 en Ir-193 ?
Opgave 3
a) Hoeveel protonen komen voor ins een chloor molekuul? b) Hoeveel elektronen komen voor in een chloor molecuul?
Opgave 4
4. Atoommodel van Bohr
De Deense natuurkundige Niels Bohr bestudeerde zogenaamde emissiespectra van atomen. Hij gaf atomen een flinke energie-injectie. De elektronen in het atoom komen daardoor verder van de kern af te zitten. Verder van de kern is echter geen stabiele situatie: de elektronen vallen weer terug naar hun oude plek. Als ze weer terug gaan naar hun oorspronkelijke plek, geven ze hun overtollige energie af in de vorm van licht van een
bepaalde golflengte. Elk atoomsoort bleek maar een beperkt aantal golflengtes uit te zenden. Op basis van het model van Rutherford verwachtte Bohr dat de negatief geladen elektronen zouden worden aangetrokken door de positieve kern, en langzaam naar de kern toe zouden cirkelen. Daarbij zou dan energie vrij moeten komen in de vorm van straling. Echter, die straling moest een heel spectrum van golflengtes hebben, en dat was nog nooit gemeten: straling uit materie kwam alleen voor in specifieke golflengten, zie ook figuur 5.
Bohr concludeerde dat elektronen niet zomaar overal om de kern heen kunnen cirkelen. Zijn atoommodel stelt dat elektronen bewegen in cirkelvormige schillen op bepaalde afstand van de kern. Het betreffen echter wel speciale schillen. Deze schillen worden gekarakteriseerd met een waarde n. Hierbij geldt dat n = 1, 2, 3, …. De schil met n = 1 is de schil die het dichtst bij de kern is. Afhankelijk van de straal van de schil, heeft iedere schil een speciale hoeveelheid energie E.
Het model van Bohr wordt ondersteund door atoomemissiespectra van waterstof die in de jaren voor Bohr waren gemeten (maar waar Bohr toen niet vanaf wist). Atomen laten
namelijk een lijnenspectrum zien, waarbij uit kan worden opgemerkt dat atomen slechts licht uitzenden bij bepaalde frequenties! Zie figuur 5 voor een mooi voorbeeld.
Met het atoommodel van Bohr doet de kwantummechanica zijn intrede in de natuurwetenschap. Energie in de vorm van pakketjes met een bepaalde inhoud.
Elke schil kan een maximum aantal elektronen bevatten, dat wordt weergegeven door de formule:
Aantal elektronen = 2n2. ( n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
Figuur 5: Links, de getallen op de x-as stellen de waardes voor n voor. Kijk goed naar welke schil een elektron terugvalt. Bij het terugvallen wordt licht uitgezonden met een bepaalde frequentie. Er wordt geen licht uitgezonden dat alle frequenties heeft!. Rechts, voor een aantal schillen wordt de absolute energie weergegeven.
5. Atoommodel van Erwin Schrödinger
Ook het model van Bohr was niet perfect. Het bleek dat alleen de lijnspectra van waterstof door zijn model beschreven konden worden, bij grotere atomen lukte dat niet goed. Hedendaags wordt er in de wetenschap gewerkt met een ander atoommodel. Het betreft het model van de Oostenrijker Erwin Schrödinger (1887-1961).
In zijn model bewegen elektronen niet in cirkelvormige banen om een kern, maar Schrödinger spreekt van gebieden waar elektronen om de kern met een bepaalde waarschijnlijkheid voorkomen. Deze
waarschijnlijkheidsgebieden heten orbitalen en worden mathematisch beschreven met de Schrödinger-vergelijking. Hieronder worden enkele orbitalen afgebeeld, dit hoef je niet te leren en is puur bedoeld ter informatie.
Enkele voorbeelden van orbitalen worden in Figuur 6 weergegeven. Belangrijk is echter dat er naast schillen ook subschillen bestaan. Deze subschillen zijn feitelijk de s,p,d en f
orbitalen. Per schil komen 1 of meer orbitalen voor. Tevens krijgt elke schil ook een getal. Dat getal is het nummer van de periode (= rij ) in het periodiek systeem van de elementen. Zie onderstaande tabel voor een overzichtelijke weergave.
In elke subschil (orbitaal) kunnen zich maximaal 2 elektronen bevinden. Waarom bevinden zich in een p-orbitaal dan 6 elektronen? Een p-orbitaal is weer onderverdeeld in 3 aparte orbitalen (x, y en z), zoals weergegeven in Figuur 6.
Figuur 6.Ruimtelijke voorstelling van verschillende orbitalen
Schrödinger
Schil / n Orbitalen Totaal aantal elektronen
K / 1 s 2
L / 2 s + p 2 + 6 = 8
M / 3 s + p + d 2 + 6 + 10 = 18
Hoe worden de orbitalen opgevuld?
De opvulling van de orbitalen geschiedt op basis van het Aufbau-principe. Dit principe zal hier niet helemaal worden uitgelegd. Het betekent echter wel, dat er bij de opvulling van orbitalen met elektronen wordt uitgegaan van het principe van minimale energie. Zie Figuur 7 voor een overzichtelijke weergave hiervan. Voor de goede orde, met 2s wordt bedoeld het s-orbitaal van de L-schil (n=2), 3p is de p-s-orbitaal van de M-schil (n=3). Een s-s-orbitaal kan 2 elektronen bevatten, een p-orbitaal 6, en een d-orbitaal 10. Elke schil bevat in totaal 2n2
elektronen (met n= het nummer van de schil).
Schillen worden van onder naar boven ingevuld. Dat wil zeggen dat de 4s schil wordt gevuld vóór de 3d schil. Dit heeft te maken met de energieniveaus van de schillen, we zullen hier verder niet op in gaan.
Figuur 7. Schematische weergave van de opvulling van orbitalen
Nu bekend is hoe de orbitalen in een atoom moeten worden opgevuld, kunnen we dat voor bijvoorbeeld een fluoratoom, een kalium-atoom en (zoals beloofd) een α-deeltje uitvoeren. Men noemt dit ook wel het opstellen van de elektronenconfiguratie of elektronenstructuur of
elektronenverdeling. Voorbeeld:
- F heeft atoomnummer 9. Het heeft dus 9 elektronen om zijn kern heen. De elektronenconfiguratie ziet er dan als volgt uit:
1s22s22p5
- K heeft atoomnummer 19. Het heeft dus 19 elektronen om zijn kern heen. In tabel 99 Binas zie je dat Kalium in de 4e periode staat en dus in 4 schillen elektronen heeft. Links in de rij staat 2,8.hetgeen betekent dat kalium de 1e en de 2e schil geheel gevuld heeft, dus 1s2, 2s22p6. In het vierkantje van Kalium staat nog 8,1. Dat betekent dat kalium in de 3e schil 8 elektronen heeft en in de 4e schil slechts 1.De elektronenconfiguratie van kalium ziet er dan als volgt uit:
- Een α-deeltje is een helium-ion met als lading 2+ en massagetal 4 (He2+). Zijn
atoomnummer is 2, in een heliumatoom bevinden zich dus 2 elektronen. Echter, een α-deeltje heeft als lading 2+, het is dus feitelijk een heliumatoom dat 2 elektronen heeft afgestaan. 2 – 2 = 0 elektronen. Er valt dus geen elektronenconfiguratie voor een α-deeltje op te stellen.
Opdracht 6:
Geef in je eigen woorden weer waarin het atoommodel van Schrödinger een verfijning is van dat van Bohr
Opgave 5
Geef de elektronenverdeling over de schillen en subschillen van: a) Neon b) Argon c) Xenon d) Vanadium e) Actinium f) Jood g) Uranium Opgave 6
Geef de elektronenverdeling over de schillen en subschillen van: a) Chloor
b) Het chloride-ion Cl
-c) zwavel
d) het sulfide ion S
2-e) natrium
f) het natriumion Na+
g) calcium h) het calciumion
6. Electrovalentie
De elektronen in de buitenste schil worden de elektronen genoemd. De valentie-elektronen bepalen vooral de eigenschappen van een element.
Het element fluor (zie bladzijde 9) heeft dus 7 valentie-elektronen, het element kalium heeft slechts 1 valentie-elektron. In het periodiek systeem van de elementen staat kalium in groep 1 en fluor in groep 17. Je kunt in het periodiek systeem aflezen in welke subschil het element